Chapitre IV : Liaisons faibles et fortes Flashcards
Les liaisons chimiques sont des
forces électriques qui maintiennent ensemble les atomes d’une molécule et les ions d’un composé ionique solide. Elles sont le reflet de l’équilibre entre les forces d’attraction (charges opposées : électrons/protons) et les forces de répulsions (mêmes charges : électrons/électrons ou protons/protons).
La formation de molécules, et donc de liaisons chimiques, s’explique par
le gain de stabilité (énergie abaissée, ex : H2) lorsque les atomes se lient en molécules (sauf exceptions : gaz rares)
Le schéma qui montre l’énergie en fonction de la distance interatomique (H2) se lit ainsi
à droite de la courbe, la distance entre les atomes d’hydrogène est trop importante pour que les forces de répulsions soient ressenties. En rapprochant les atomes, on constate un abaissement de l’énergie, jusqu’à un minimum (ici à -438 kJ/mol pour une distance H-H de 74 pm).
On distingue deux catégories de liaisons, Les liaisons intramoléculaires qu’on appelle aussi liaisons chimiques
Elles sont fortes et sont responsables des propriétés moléculaires (la géométrie des molécules)
On distingue deux catégories de liaisons, Les liaisons intermoléculaires qui sont les liaisons entre des molécules
Elles sont faibles et sont reliées aux propriétés physiques macroscopiques des liquides et solides (sans elles, tout serait sous forme gaz).
Les liaisons intramoléculaires sont divisées en 2 catégories, Les liaisons ioniques:
liaisons chimiques (intramoléculaires, donc fortes) résultant de forces électrostatiques maintenant anions et cations d’un composé ionique. Elles se produisent lorsque la différence d’électronégativité entre deux atomes est tellement grande que le partage d’électron n’est pas équitable. On les observe entre un métal (peu électronégatif) et un non métal (très électronégatif). Il y a alors transfert d’e- d’un métal à un non métal. Ainsi, le métal devient cation et le non métal devient anion, créant ainsi la liaison ionique. Chaque anion attire plusieurs cations et, même si il y a répulsions cation/cation ou anions/anions, globalement il y aura formation d’un cristal ionique (ordonné, ex : cristal ionique NaCl).
Les liaisons intramoléculaires sont divisées en 2 catégories, les liaisons covalentes:
liaisons chimiques (intramoléculaires, donc fortes) constituées d’un doublet d’e- commun aux 2 atomes liés. Elles se produisent lorsque la différence d’électronégativité entre les 2 atomes n’est pas trop grande. La valeur de la différence d’électronégativité fera varier la polarité de la liaison. Ainsi, si il n’y a pas (ou très peu) de différence d’électronégativité, on aura une liaison covalente apolaire (ex : H2), et si cette différence d’électronégativité est plus forte (pas trop, sinon on forme une liaison ionique), on aura une liaison covalente plus ou moins polaire (ex HCl). La polarité est liée au moment dipolaire et celui-ci sera d’autant plus grand que la différence d’électronégativité sera grande.
Les liaisons covalente peuvent être simples, doubles ou triples (C-H ; C=C ; C≡C)
Les liaisons intermoléculaires comportent 2 catégories
les liaisons de Van der Waals et les liaisons hydrogène Ce sont les forces (d’attraction) exercées entre les molécules, à l’exception des liaisons covalentes liant les atomes. Elles sont 100 fois plus faibles que les liaisons chimiques (qui elles sont de l’ordre de 150 kJ.mol-1). Les forces de Van der Waals ont une énergie autour de 2 à 20 kJ.mol-1 et les liaisons hydrogènes une énergie autour de 15 à 40 kJ.mol-1. Elles influencent les propriétés physiques
(état/changement d’état de la matière)
Les liaisons de Van der Waal
(2 à 20 kJ.mol-1) sont directement liées à la polarisabilité ou la polarité des liaisons. On distingue les forces de London, les forces de Debye et enfin les forces de Keesom. On observe une relation avec la distance : les forces diminuent avec la distance. Ces forces s’additionnent entre elles et influencent les propriétés physiques telles que la température d’ébullition (qui augmentera en leur présence car il sera alors plus difficile de faire le changement d’état).
Les forces de London
encore appelées forces de dispersion sont des interactions faibles entre un dipôle instantané et un dipôle induit instantané. Elles s’observent donc entre deux molécules apolaires. Sur une molécule apolaire, il y a création d’un dipôle instantané, qui a son tour créera un dipôle induit instantané. La polarisabilité est proportionnelle à la taille donc de plus grosses molécules auront de plus grandes forces. Ces forces sont inversement proportionnelles à la distance donc plus les atomes sont éloignés, moins les forces se ressentent. Les forces de London seront toujours présentes, et pourront de fait s’additionner aux autres (si elles le sont).
Les forces de Debye
des interactions faibles entre dipôle permanent et dipôle induit donc entre une molécule polaire et une molécule apolaire. De même que pour les forces de London, la polarisabilité est proportionnelle à la taille et les forces sont inversement proportionnelles à la distance. Elles expliquent notamment pourquoi la solubilité dans l’eau de Br2 > Cl2 > F2. En effet, Br est plus gros que Cl, plus gros lui-même que F. Donc la polarisabilité de Br2 est plus grande donc la solubilité dans l’eau est plus grande pour Br2
Les forces de Keesom
des interactions faibles entre dipôle permanent et dipôle permanent (donc entre molécules polaires). Elles s’additionnent aux forces de Debye et London, ainsi les forces intermoléculaires seront toujours plus grandes pour les molécules polaires. Ces forces sont également inversement proportionnelles à la distance.
Les forces de Van der Waals expliquent
les valeurs de constantes physiques et notamment les températures de changement d’état. Par exemple, on observe que la température d’ébullition (passage de l’état liquide à l’état gazeux) augmente entre CH4, C2H6 et C3H8. La taille des molécules expliquent ce phénomène (molécules plus grosses, donc plus d’interactions de London (molécules apolaires) donc plus difficiles de briser ces forces lors du changement d’état)
Les liaisons hydrogènes (liaisons H)
des liaisons intermoléculaires (parfois intramoléculaires) faibles, de l’ordre de 40 kJ.mol-1, impliquant le transfert d’un proton (H+) entre deux atomes électronégatifs. On observe une liaison hydrogène lorsqu’un atome d’hydrogène, lié par covalence à un non métal A est attiré simultanément par un autre non métal B (N, O , F). Le proton impliqué est dit labile. On représente en pointillé de telles liaisons (en trait plein les liaisons covalentes).
Les liaisons H sont la base de la structuration des
biopolymères (protéines, ARN, ADN) comme le montre (diapo 25) l’hélice alpha qui correspond à des liaisons covalentes entre acides aminés et des liaisons H qui structurent l’hélice
